Fósforo y sus compuestos

Introducción

Capítulo I. El fósforo como elemento y como sustancia simple

1.1. Fósforo en la naturaleza

1.2. Propiedades físicas

1.3. Propiedades químicas

1.4. Recepción

1.5. Solicitud

Capitulo dos. Compuestos de fósforo

2.1. Óxidos

2.2. Ácidos y sus sales

2.3. Fosfina

Capítulo III. Fertilizantes fosfatados

Conclusión

Lista bibliográfica

Introducción

Fósforo (latín fósforo) P - elemento químico Grupo V del número atómico 15 del sistema periódico de Mendeleiev, masa atomica 30,973762 (4). Considere la estructura del átomo de fósforo. En el nivel de energía exterior del átomo de fósforo, hay cinco electrones. Gráficamente, se ve así:

1s 2 2s 2 2pags 6 3s 2 3pags 3 3D 0

En 1699, el alquimista de Hamburgo H. Brand, en busca de una "piedra filosofal" supuestamente capaz de convertir metales básicos en oro, al evaporar la orina con carbón y arena, aisló una sustancia cerosa blanca capaz de brillar.

El nombre "fósforo" proviene del griego. "Phos" - luz y "phoros" - portador. En Rusia, el término "fósforo" fue introducido en 1746 por M.V. Lomonosov.

Los principales compuestos de fósforo incluyen óxidos, ácidos y sus sales (fosfatos, dihidrogenofosfatos, hidrogenofosfatos, fosfuros, fosfitos).

Los fertilizantes contienen muchas sustancias que contienen fósforo. Estos fertilizantes se denominan fertilizantes de fósforo.

CapítuloIEl fósforo como elemento y como sustancia simple

1.1 Fósforo en la naturaleza

El fósforo es uno de los elementos comunes. Contenido general en la corteza terrestre es de aproximadamente 0,08%. Debido a su fácil oxidabilidad, el fósforo se encuentra en la naturaleza solo en forma de compuestos. Los principales minerales de fósforo son las fosforitas y las apatitas; de estas últimas, la fluorapatita 3Ca 3 (PO 4) 2 CaF 2 es la más extendida. Las fosforitas están muy extendidas en los Urales, la región del Volga, Siberia, Kazajstán, Estonia y Bielorrusia. Los mayores depósitos de apatita se encuentran en la península de Kola.

El fósforo es un elemento esencial de los organismos vivos. Se encuentra en huesos, músculos, tejido cerebral y nervios. Las moléculas de ATP se forman a partir de fósforo y ácido adenosín trifosfórico (el ATP es un recolector y portador de energía). El cuerpo de un adulto contiene una media de unos 4,5 kg de fósforo, principalmente en combinación con calcio.

El fósforo también se encuentra en plantas.

El fósforo natural consta de un solo isótopo estable, 31 R. Hoy en día, se conocen seis isótopos radiactivos de fósforo.

1.2 Propiedades físicas

El fósforo tiene varios modificaciones alotrópicas- fósforo blanco, rojo, negro, marrón, violeta, etc. Los tres primeros son los más estudiados.

Fósforo blanco- incoloro, con un tinte amarillento sustancia cristalina brillando en la oscuridad. Su densidad es de 1,83 g / cm 3. No se disuelve en agua, se disuelve bien en disulfuro de carbono. Tiene un olor característico a ajo. Punto de fusión 44 ° С, temperatura de autoignición 40 ° С. Para proteger el fósforo blanco de la oxidación, se almacena bajo el agua en la oscuridad (se transforma en fósforo rojo con la luz). En frío, el fósforo blanco es frágil, a temperaturas superiores a los 15 ° C se ablanda y se corta con un cuchillo.

Las moléculas de fósforo blanco tienen una red cristalina, en cuyos nodos hay moléculas de P 4 en forma de tetraedro.

Cada átomo de fósforo está unido por tres enlaces σ a los otros tres átomos.

El fósforo blanco es venenoso y provoca quemaduras difíciles de curar.

Fósforo rojo- una sustancia en polvo de color rojo oscuro inodoro, no se disuelve en agua y disulfuro de carbono, no brilla. Temperatura de ignición 260 ° C, densidad 2,3 g / cm 3. El fósforo rojo es una mezcla de varias modificaciones alotrópicas, que difieren en color (de escarlata a púrpura). Las propiedades del fósforo rojo dependen de las condiciones para su producción. No es venenoso.

Fósforo negro sobre aspecto externo similar al grafito, grasoso al tacto, tiene propiedades semiconductoras. Densidad 2,7 g / cm 3.

El fósforo rojo y negro tiene una red cristalina atómica.

1.3 Propiedades químicas

El fósforo no es un metal. En los compuestos, suele presentar un estado de oxidación de +5, con menor frecuencia - +3 y –3 (solo en fosfuros).

Las reacciones con el fósforo blanco son más fáciles que con el fósforo rojo.

I. Interacción con sustancias simples.

1. Interacción con halógenos:

2P + 3Cl 2 = 2PCl 3 (cloruro de fósforo (III)),

PCl 3 + Cl 2 = PCl 5 (cloruro de fósforo (V)).

2. Interacción con nematales:

2P + 3S = P 2 S 3 (sulfuro de fósforo (III).

3. Interacción con metales:

2P + 3Ca = Ca 3 P 2 (fosfuro de calcio).

4. Interacción con el oxígeno:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5 (óxido de fósforo (V), anhídrido fosfórico).

II. Interacción con sustancias complejas.

3P + 5HNO 3 + 2H 2 O = 3H 3 PO 4 + 5NO.

1.4 Obtención

El fósforo se obtiene a partir de fosforitas y apatitas trituradas, estas últimas se mezclan con carbón y arena y se calcinan en hornos a 1500 ° C:

2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2

6CaSiO 3 + P 4 + 10CO.

El fósforo se libera en forma de vapores, que se condensan en un receptor bajo el agua para formar fósforo blanco.

Cuando se calienta a 250-300 ° C sin acceso de aire, el fósforo blanco se vuelve rojo.

El fósforo negro se obtiene mediante el calentamiento prolongado del fósforo blanco a una presión muy alta (200 ° C y 1200 MPa).

1.5 Aplicación

El fósforo rojo se utiliza en la fabricación de fósforos (ver imagen). Es parte de una mezcla que se aplica al costado de una caja de cerillas. El componente principal de la composición de la cabeza del fósforo es la sal KClO 3 de Berthollet. Por la fricción de la cabeza del fósforo contra la extensión de la caja, las partículas de fósforo se encienden en el aire. Como resultado de la reacción de oxidación del fósforo, se libera calor, lo que lleva a la descomposición de la sal de Berthollet.

KCl +.

El oxígeno resultante contribuye a la ignición de la cabeza del fósforo.

El fósforo se utiliza en metalurgia. Se utiliza para la obtención de conductores y forma parte de algunos materiales metálicos, como los bronces de estaño.

El fósforo también se utiliza en la producción de ácido fosfórico y pesticidas (diclorvos, clorofos, etc.).

El fósforo blanco se utiliza para crear cortinas de humo, ya que produce humo blanco cuando se quema.

CapítuloII... Compuestos de fósforo

2.1 óxidos

El fósforo forma varios óxidos. Los más importantes son el óxido de fósforo (V) P 4 O 10 y el óxido de fósforo (III) P 4 O 6. A menudo, sus fórmulas se escriben de forma simplificada: P 2 O 5 y P 2 O 3. La estructura de estos óxidos conserva la disposición tetraédrica de los átomos de fósforo.

Óxido de fósforo(III) P 4 O 6 es una masa cristalina cérea que se funde a 22,5 ° C y se convierte en un líquido incoloro. Venenoso.

Cuando se disuelve en agua fría, forma ácido fosforoso:

P 4 O 6 + 6H 2 O = 4H 3 PO 3,

y al reaccionar con álcalis, las correspondientes sales (fosfitos).

Agente reductor fuerte. Al interactuar con el oxígeno, se oxida a P 4 O 10.

El óxido de fósforo (III) se obtiene por oxidación del fósforo blanco con falta de oxígeno.

Óxido de fósforo(V) P 4 O 10 es un polvo cristalino blanco. La temperatura de sublimación es de 36 ° C. Tiene varias modificaciones, una de las cuales (las llamadas volátiles) tiene la composición P 4 O 10. La red cristalina de esta modificación está compuesta por Р 4 О 10 moléculas, interconectadas por débiles fuerzas intermoleculares, que se rompen fácilmente con el calentamiento. De ahí la volatilidad de esta especie. Otras modificaciones son poliméricas. Están formados por un sinfín de capas de tetraedros de PO 4.

Cuando el P 4 O 10 interactúa con el agua, se forma ácido fosfórico:

P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4.

Como óxido ácido, el P 4 O 10 reacciona con óxidos e hidróxidos básicos.

Se forma durante la oxidación a alta temperatura del fósforo en un exceso de oxígeno (aire seco).

Debido a su excepcional higroscopicidad, el óxido de fósforo (V) se utiliza en tecnología industrial y de laboratorio como agente secante y deshidratante. En cuanto a su efecto secante, supera a todas las demás sustancias. Elimina químicamente del ácido perclórico anhidro. agua ligada con la formación de su anhídrido:

4HClO 4 + P 4 O 10 = (HPO 3) 4 + 2Cl 2 O 7.

2.2 Ácidos y sus sales

a) Ácido fosforoso H 3 PO 3. El ácido fosforoso anhidro H 3 PO 3 forma cristales con una densidad de 1,65 g / cm 3, fundiéndose a 74 ° C.

Fórmula estructural:

.

Cuando se calienta H 3 PO 3 anhidro, se produce una reacción de desproporción (autooxidación-autocuración):

4H 3 PO 3 = PH 3 + 3H 3 PO 4.

Sales de ácido fosforoso - fosfitos... Por ejemplo, K 3 PO 3 (fosfito de potasio) o Mg 3 (PO 3) 2 (fosfito de magnesio).

El ácido fosforoso H 3 PO 3 se obtiene disolviendo óxido de fósforo (III) en agua o mediante hidrólisis de cloruro de fósforo (III) РCl 3:

РCl3 + 3H2O = H3PO3 + 3HCl.

B) Ácido fosfórico (ácido ortofosfórico) H 3 PO 4.

El ácido fosfórico anhidro es un cristal transparente ligero que se esparce en el aire a temperatura ambiente. Punto de fusión 42,35 ° C. Con agua, el ácido fosfórico forma soluciones de cualquier concentración.

El fósforo fue descubierto y aislado en 1669 por el químico alemán H. Brand. En la naturaleza, este elemento se encuentra solo en forma de compuestos. Los principales minerales son fosforita Ca3 (PO4) 2 y apatita 3Ca3 (PO4) 2. CaF2 o Ca5F (PO4) 3. Además, el elemento se encuentra en proteínas y también se encuentra en dientes y huesos. El fósforo interactúa más fácilmente con el oxígeno y el cloro. Con un exceso de estas sustancias, se forman compuestos con (para P) +5, y con una deficiencia, con un estado de oxidación de +3. El óxido de fósforo se puede representar mediante varias fórmulas que representan diferentes sustancias químicas. Entre ellos, los más comunes son P2O5 y P2O3. Otros óxidos raros y poco estudiados incluyen: P4O7, P4O8, P4O9, PO y P2O6.

La reacción de oxidación del fósforo elemental con oxígeno avanza lentamente. Sus varios lados son interesantes. Primero, en la oscuridad, puedes ver claramente el brillo que lo acompaña. En segundo lugar, el proceso de oxidación de este siempre ocurre con la formación de ozono. Esto se debe a la preparación de un compuesto intermedio - fosforil PO - según el esquema: P + O2 → PO + O, y luego: O + O2 → O3. En tercer lugar, la oxidación está asociada con un cambio brusco en la conductividad eléctrica del aire ambiental debido a su ionización. La liberación de luz sin un calentamiento notable, durante el curso de las reacciones químicas, se denomina quimioluminiscencia. En ambientes húmedos, la quimioluminiscencia verde se debe a la formación del intermedio PO.

La oxidación del fósforo ocurre solo a una cierta concentración de oxígeno. No debe estar por debajo del mínimo ni por encima del umbral máximo de O2. El intervalo en sí depende de las temperaturas y de otros factores. Por ejemplo, en condiciones estándar de oxidación con oxígeno puro, el fósforo aumenta hasta 300 mm Hg. Arte. Luego disminuye y cae casi a cero cuando la presión parcial de oxígeno alcanza los 700 mm Hg. Arte. y más alto. Por tanto, no se forma óxido en condiciones normales, ya que el fósforo prácticamente no se oxida.

Pentóxido de fósforo

El óxido más típico es el anhídrido fosfórico o fósforo, P2O5. Es un polvo blanco con un olor acre. Al determinar su peso molecular en pares, se encontró que el registro más correcto de su fórmula es P4O10. Es una sustancia no inflamable, se funde a una temperatura de 565.6 C. El anhídrido P2O5 es un óxido ácido con todos propiedades características, pero absorbe la humedad con avidez, por lo que se utiliza como desecante para líquidos o gases. El óxido de fósforo puede eliminar el agua que forma parte de sustancias químicas... El anhídrido se forma como resultado de la combustión de fósforo en una atmósfera de oxígeno o aire, con una cantidad suficiente de O2 según el esquema: 4P + 5O2 → 2P2O5. Se utiliza en la producción de ácido H3PO4. Al interactuar con el agua, puede formar tres ácidos:

• metafosfórico: P2O5 + H2O → 2HPO3;
• pirofosfórico: P2O5 + 2H2O → H4P2O7;
• ortofosfórico: P2O5 + 3H2O → 2H3PO4.

El pentóxido de fósforo reacciona violentamente con agua y sustancias que contienen agua como la madera o el algodón. En este caso, un gran número de calor, que incluso podría provocar un incendio. Es corrosivo para los metales y muy irritante (quemaduras graves en ojos, piel) del tracto respiratorio y membranas mucosas, incluso en concentraciones tan bajas como 1 mg / m³.

Trióxido de fósforo

El anhídrido de fósforo, o trióxido de fósforo, P2O3 (P4O6) es una sustancia cristalina blanca (parece cera) que se funde a 23,8 C y hierve a 173,7 C. Al igual que el P2O3, es una sustancia muy tóxica. Es un óxido ácido con todas sus propiedades inherentes. El óxido de fósforo 3 se forma por oxidación lenta o combustión de materia libre (P) en un ambiente deficiente en oxígeno. El trióxido de fósforo reacciona lentamente con agua fría para formar un ácido: P2O3 + 3H2O → 2H3PO3. Este óxido de fósforo reacciona vigorosamente con agua caliente, mientras que las reacciones proceden de diferentes formas, como resultado, se pueden formar fósforo rojo (producto modificado alotrópicamente), hidruro de fósforo y ácidos: H3PO3 y H3PO4. La descomposición térmica del anhídrido P4O6 va acompañada de la eliminación de átomos de fósforo, y se forman mezclas de óxidos P4O7, P4O8, P4O9. En estructura, se parecen al P4O10. El más estudiado de estos es el P4O8.

Р 2 О 3 - óxido de fósforo (III)

A temperatura normal, una masa cerosa blanca con un pl. 23.5 "C. Se evapora muy fácilmente, tiene un olor desagradable, es muy tóxico. Existe en forma de dímeros P 4 O 6.

Método de obtención

Р 2 О 3 se forma durante la oxidación lenta del fósforo o durante su combustión en falta de oxígeno:

4P + 3O 2 = 2P 2 O 3

Propiedades químicas

Р 2 О 3 - óxido ácido

Como óxido ácido, al interactuar con el agua, forma ácido fosforoso:

Р 2 О 3 + ÇН 2 О = 2H 3 PO 3

Pero cuando se disuelve en agua caliente, se produce una reacción muy violenta de desproporción de Р 2 О 3:

2Р 2 О 3 + 6Н 2 О = РН 3 + ЗH 3 PO 4

La interacción del P 2 O 3 con los álcalis conduce a la formación de sales de ácido fosforoso:

Р 2 О 3 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 3 + Н 2 О

Р 2 О 3 - agente reductor muy fuerte

1. Oxidación con oxígeno en el aire:

P 2 O 3 + O 2 = P 2 O 5

2. Oxidación con halógenos:

Р 2 О 3 + 2Cl 2 + 5Н 2 О = 4HCl + 2H 3 PO 4

Р 2 О 5 - óxido de fósforo (V)

A temperaturas ordinarias, es una masa blanca, parecida a la nieve, inodoro, que existe en forma de dímeros de P 4 O 10. En contacto con el aire, se esparce en un líquido almibarado (HPO 3). P 2 O 5 es el agente secante y deshidratante más eficaz. Se utiliza para secar sustancias y gases no volátiles.

Método de obtención

El anhídrido fosfórico se forma quemando fósforo en exceso de aire:

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

Propiedades químicas

Р 2 О 5 - óxido ácido típico

Cómo interactúa el óxido ácido Р 2 О 5:

a) con agua, mientras se forman varios ácidos

Р 2 О 5 + Н 2 О = 2HPO 3 metafosfórico

Р 2 О 5 + 2Н 2 О = Н 4 Р 2 О 7 pirofosforio (difosfórico)

Р 2 О 5 + ЗН 2 О = 2H 3 PO 4 ortofosfórico

b) con óxidos básicos, formando fosfatos Р 2 О 5 + ЗВаО = Ва 3 (PO 4) 2

Р 2 О 5 + 6NaOH = 2Na 3 PO 4 + ÇН 2 О

Р 2 О 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + Н 2 О

Р 2 О 5 + 2NaOH = 2NaH 2 PO 4 + Н 2 О

Р 2 О 5 - agente deshidratante

El anhídrido fosfórico elimina de otras sustancias no solo la humedad higroscópica, sino también el agua unida químicamente. Incluso es capaz de deshidratar oxoácidos:

Р 2 О 5 + 2HNО 3 = 2HPO 3 + N 2 О 5

Р 2 О 5 + 2HClО 4 = 2HPO 3 + Сl 2 О 7

Se utiliza para producir anhídridos de ácido.

Ácidos fosfóricos

El fósforo forma solo 2 óxidos estables, pero una gran cantidad de ácidos, en los que se encuentra en los estados de oxidación +5, +4, +3, +1. La estructura es la más ácidos conocidos expresado por las siguientes fórmulas

Como puede verse en estas fórmulas, el fósforo en todos los casos forma cinco enlaces covalentes, es decir tiene una valencia igual a V. Al mismo tiempo, los estados de oxidación del fósforo y la basicidad de los ácidos difieren.

Los ácidos ortofosfórico (fosfórico) y ortofosforoso (fósforo) son de la mayor importancia práctica.

H 3 PO 4 - ácido fosforoso

Una característica importante del ácido fosforoso se debe a la estructura de sus moléculas. Uno de los 3 átomos de hidrógeno está unido directamente al átomo de fósforo, por lo que no es capaz de ser sustituido por átomos metálicos, por lo que este ácido es dibásico. Teniendo en cuenta este hecho, la fórmula para el ácido fosforoso se escribe de la siguiente manera: H 2 [HPO 3]

Es un ácido débil.

Métodos de obtención

1. Disolución de Р 2 О 3 en agua (cm. Más arriba).

2. Hidrólisis de haluros de fósforo (III): PCl 3 + 3H 2 O = H 2 [HPO 3] + 3HCl

3. Oxidación del fósforo blanco con cloro: 2P + 3Cl 2 + 6H 2 O = 2H 2 [HPO 3] + 6HCl

Propiedades físicas

A temperatura normal H 3 PO 3 - cristales incoloros con tan pl. 74 ° С, bien soluble en agua.

Propiedades químicas

Funciones ácidas

El ácido fosforoso exhibe todas las propiedades características de la clase de ácidos: interactúa con los metales con la liberación de H 2; con óxidos metálicos y álcalis. En este caso, se forman fosfitos uno y dos sustituidos, por ejemplo:

Н 2 [НРО 3] + NaOH = NaH + Н 2 О

Н 2 [НРО 3] + 2NaOH = Na 2 + 2Н 2 О

Propiedades restauradoras

El ácido y sus sales son agentes reductores muy fuertes; entran en reacciones redox tanto con oxidantes fuertes (halógenos, H 2 SO 4 conc., K 2 Cr 2 O 2) como con oxidantes bastante débiles (por ejemplo, reducen Au, Ag, Pt, Pd de las soluciones de sus sales). .. En este caso, el ácido fosforoso se convierte en ácido fosfórico.

Ejemplos de reacciones:

H 3 PO 3 + 2AgNO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + 2Ag ↓ + 2HNO 3

H 3 PO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 3 PO 4 + 2HCl

Cuando se calienta en agua, el H 3 PO 3 se oxida a H 3 PO 4 con el desprendimiento de hidrógeno:

H 3 PO 3 + H 2 O = H 3 PO 4 + H 2

Propiedades restauradoras

Reacción de desproporción

Cuando se calienta el ácido anhidro, se produce una desproporción: 4H 3 PO 3 = 3H 3 PO 4 + PH 3

Fosfitos: sales de ácido fosforoso

El ácido fosforoso dibásico forma dos tipos de sales:

a) fosfitos monosustituidos (sales ácidas), en cuyas moléculas los átomos metálicos están unidos a los aniones H2PO3.

Ejemplos: NaH 2 PO 3, Ca (H 2 PO 3)

b) fosfitos disustituidos (sales medias), en cuyas moléculas los átomos metálicos están enlazados con 2-1 aniones HPO 3.

Ejemplos: Na 2 HPO 3, CaHPO 3.

La mayoría de los fosfitos son poco solubles en agua, solo los fosfitos son fácilmente solubles Metales alcalinos y calcio.

H 3 PO 4 - ácido fosfórico

Ácido 3-básico de concentración media. La disociación procede principalmente a través de la primera etapa:

H 3 PO 4 → H + + H 2 PO 4 -

En las etapas 2 y 3, la disociación avanza en un grado insignificante:

Н 2 РО 4 - → Н + + НРO 4 2-

НРО 4 2- → Н + + РO 4 3-

Propiedades físicas

A temperaturas ordinarias, el H 3 PO 4 anhidro es una sustancia cristalina transparente, muy higroscópica y fundible (pf 42 ° C). Miscible con agua en cualquier proporción.

Métodos de obtención

Materia prima para producción industrial H 3 PO 4 es el fosfato natural Ca 3 (PO 4) 2:

Síntesis de 3 etapas:

Ca 3 (PO 4) 2 → P → P 2 O 5 → H 3 PO 4

II. Intercambiar la descomposición de fosforita con ácido sulfúrico.

Ca 3 (PO 4) 2 + 3H 2 SO 4 = 2H 3 PO 4 + 3CaSO 4 ↓

El ácido producido por este método está contaminado con sulfato de calcio.

III. Oxidación de fósforo con ácido nítrico (método de laboratorio):

ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = ЗН 3 РO 4 + 5NO

Propiedades químicas

H 3 RO 4 muestra todo propiedades generalesácidos: interactúa con metales activos, óxidos básicos y bases, forma sales de amonio.

Funciones ácidas

Ejemplos de reacciones:

2H 3 PO 4 + 6Na = 2Na 3 PO 4 + 3H2t

2Н 3 РО 4 + ЗСаО = Са 3 (РO 4) 2 + ЗН 2 О

c) con álcalis, formando sales medias y ácidas

Н 3 РО 4 + 3NaOH = Na 3 PO 4 + ЗН 2 О

Н 3 РО 4 + 2NaOH = Na 2 HPO 4 + 2Н 2 О

H 3 PO 4 + NaOH = NaH 2 PO 4 + H 2 O

H 3 PO 4 + NH 3 = NH 4 H 2 PO 4

H 3 PO 4 + 2 NH 3 = (NH 4) 2 HPO 4

A diferencia del anión NO 3, en Ácido nítrico, el anión PO 4 3- no tiene efecto oxidante.

Reacción cualitativa al anión PO 4 3-

El reactivo para la detección de aniones PO 4 3- (así como HPO 4 2-, H 2 PO 4 -) es una solución de AgNO 3, cuya adición forma un fosfato de plata amarillo insoluble:

ZAg + + PO 4 3- = Ag 3 PO 4 ↓

Formación de ésteres

Los ésteres de nucleósidos y ácido fosfórico son fragmentos estructurales de biopolímeros naturales: ácidos nucleicos.

Los grupos fosfato también se encuentran en enzimas y vitaminas.

Fosfatos. Abonos fosfatados.

El H 3 PO 4 como ácido 3-básico forma 3 tipos de sales, que son de gran importancia práctica.

Las sales solubles de ácido fosfórico en soluciones acuosas se someten a hidrólisis.

Los fosfatos e hidrofosfatos de calcio y amonio se utilizan como fertilizantes de fósforo.

1. Roca de fosfato: fosfato de calcio natural finamente molido Ca 3 (PO 4) 2

2. Superfosfato simple - Ca 3 (PO 4) 2 + 2H 2 SO 4 = Ca (H 2 PO 4) 2 + 2CaSO 4

3. Superfosfato doble - Ca 3 (PO 4) 2 + 4H 3 PO 4 = 3Ca (H 2 PO 4) 2

4. Precipitado - Ca (OH) 2 + H 3 PO 4 = CaHPO 4 + 2H 2 O

5. Amofos - NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4;

2NH 3 + H 3 PO 4 = (NH 4) 2 HPO 4

6. Ammofoska - Ammophos + KNO 3

El óxido de fósforo y los ácidos derivados de su disolución en agua son una valiosa materia prima para industria química... Una sustancia simple se quema en oxígeno con la formación de humo blanco: así es como se obtiene el óxido en un laboratorio. El producto de reacción se utiliza en las industrias modernas como materia prima para la producción de diversos ácidos fosfóricos mediante el método térmico. Luego, estas sustancias se utilizan en la producción de fertilizantes minerales complejos y complejos (fertilizantes).

Elemento No. 15

El fósforo es un elemento del Grupo 15 de la versión larga de la tabla periódica. La clasificación anterior le dio un lugar en subgrupo principal quinto grupo. El signo químico, P, es la primera letra del nombre latino Phosphorus. Otras características importantes:

• masa atómica relativa - 31;
• carga del núcleo - +15;
• electrones - 15;
• electrones de valencia - 5;
• elemento no metálico.

El fósforo necesita 3 electrones para completar el externo. cáscara electrónica, su octeto. En reacciones químicas con metales, el elemento acepta electrones y completa su capa de valencia. En este caso, se reduce, es un agente oxidante. Al interactuar con no metales más fuertes, el fósforo cede algunos o todos los electrones de valencia, obteniendo también una estructura completa del nivel externo. Estos cambios están asociados con las propiedades redox activas del elemento. Por ejemplo, átomos en la composición sustancia simple se oxida cuando se quema en aire u oxígeno. Se pueden obtener dos tipos de compuestos: óxido de fósforo, tri- o pentavalente. Qué producto prevalecerá depende de las condiciones de reacción. La valencia típica que presenta el fósforo en sus compuestos es III (-), III (+), V (+).

"Elemento de vida y pensamiento"

El destacado geoquímico ruso E. Fersman fue uno de los primeros en llamar la atención sobre el rico contenido de átomos de fósforo en el cuerpo humano. Forman parte de los órganos, estructuras celulares y sustancias más importantes: el sistema esquelético, los dientes, el tejido nervioso, las proteínas y el ácido adenosín trifosfórico (ATP). La famosa frase del académico Fersman de que el fósforo es "un elemento de la vida y el pensamiento" se convirtió en el reconocimiento del "mérito" en la naturaleza viva.

El fósforo también se distribuye ampliamente en la corteza terrestre. Los átomos de P no se encuentran en forma libre, porque se oxidan fácilmente; interactúan con el oxígeno, lo que produce óxido de fósforo (P 2 O 5). Hay varias modificaciones alotrópicas del elemento, que se combinan en tres grupos: blanco, rojo y negro. La red cristalina del fósforo blanco está formada por moléculas de P 4. Los experimentos de laboratorio en instituciones educativas generalmente se llevan a cabo con una modificación roja. No es tóxico, a diferencia de la variedad blanca.

Obtención y propiedades del óxido de fósforo trivalente

Si la combustión de una sustancia simple se realiza con falta de aire, se obtiene anhídrido de fósforo (P 2 O 3 es su fórmula). Óxido de fósforo (III): este es el nombre moderno de la sustancia. Es un polvo cristalino blanco que ya se funde a 24 ° C, es decir, es inestable cuando se calienta. En temperaturas bajas la composición del óxido trivalente corresponde a la fórmula P 4 O 6. El compuesto se disuelve lentamente en agua para formar ácido fosforoso H 3 PO 3. También es menos estable que los compuestos de fósforo pentavalente.

El nombre "anhídrido de ácido fosforoso" refleja Propiedad quimica- la capacidad del óxido para dar lugar a moléculas de ácido durante la hidratación. Al perder electrones, los átomos de P en compuestos trivalentes se oxidan a un estado pentavalente estable. El anhídrido de fósforo y su ácido correspondiente son agentes reductores fuertes (donan electrones de valencia).

Óxido de fósforo (V). Método de laboratorio de obtención

La formación de anhídrido fosfórico ocurre durante la combustión (oxidación) del fósforo rojo o blanco. La reacción se puede llevar a cabo en oxígeno puro o el reactivo se puede quemar al aire. Después de la terminación del proceso de combustión, que tiene lugar con la liberación de humo blanco, obtenemos una masa blanca suelta en el sedimento. Es óxido de fósforo. Su obtención debe realizarse bajo una campana extractora, ya que las partículas irritan las mucosas del sistema respiratorio.

Puede extraer fósforo rojo en una cuchara ardiente que está asegurada con un tapón de goma con un agujero. La sustancia debe encenderse y, cuando comienza la combustión, debe colocarse en un matraz de vidrio resistente al calor. El recipiente, cerrado con un tapón, se llenará con nubes de humo, que consisten en moléculas de dímero de anhídrido fosfórico (P 4 O 10 - su fórmula). Óxido de fósforo (V) es el nombre de esta sustancia. Cuando se agote todo el oxígeno del recipiente, la combustión se detendrá y el humo blanco se asentará.

Interacción de óxido de fósforo con agua. Obtención de ácidos fosfóricos

Por lo general, la composición del pentóxido de fósforo se escribe de la siguiente manera: P 2 O 5. Cuando lo reciba, puede verter un poco de agua en el matraz y agitarlo. El humo blanco se disolverá para formar ácido. Para probar su presencia, es necesario sumergir una tira de papel del indicador universal en la solución, su color cambiará de amarillo a rojo, que es típico de los líquidos ácidos. En el matraz interactúan el agua y el óxido de fósforo. Las reacciones de obtención de ácidos van acompañadas de su disociación en solución acuosa sobre residuos ácidos, así como iones de hidrógeno, más precisamente, hidronio.

• Cuando se quema fósforo, tiene lugar una reacción compuesta: 4P + 5O 2 = P 4 O 10.
• La disolución del anhídrido obtenido en agua fría se produce con la formación de ácido metafosfórico: Р 2 О 5 + Н 2 О = 2HPO 3.
• Hervir la solución conduce a la aparición de ácido fosfórico en ella: НРО 3 + Н 2 О = Н 3 РО 4.

La disociación ácida se produce en una solución acuosa paso a paso: un protón se desprende más fácilmente y aparece el anión deshidrógeno fosfato Н 2 РО 4 -. No solo el ácido fosfórico corresponde al anhídrido fosfórico. El óxido de fósforo (V) cuando se disuelve en agua produce una mezcla de ácidos.

Reacciones con óxidos metálicos

El óxido de sodio reacciona con la sustancia Р 2 О 5. El óxido de fósforo también interactúa con compuestos similares cuando se calienta (fusión). La composición de los fosfatos obtenidos depende de los reactivos y de las condiciones de reacción.
3Na 2 O + Р 2 О 5 = 2Na 3 PO 4 - ortofosfato de sodio (sal media). La interacción de la sustancia en estudio con los álcalis procede con la formación de sal y agua.

Método industrial para la producción de anhídrido fosfórico.

Produzca P 2 O 5 quemando fósforo técnico. Esta es una sustancia higroscópica, por lo tanto, se seca previamente. En una cámara especial a alta temperatura, tiene lugar la reacción de oxidación del fósforo a diversas formas de P 4 O 10. Esta masa vaporosa blanca se purifica y se utiliza como agente deshidratante para secar varios gases industriales. El ácido fosfórico se obtiene a partir del anhídrido fosfórico. El método consiste en la reducción de materias primas naturales a fósforo molecular, su combustión y disolución del producto de combustión en agua.

Fertilizantes fosfatados

El "elemento de la vida" juega un papel importante en la formación de ATP y proteínas en las células, metabolismo energético en el organismo vegetal. Pero todos los años, con la cosecha, una parte importante de los nutrientes se elimina del suelo. Para reponerlos, se aplican fertilizantes minerales y orgánicos. El fósforo es uno de los tres macronutrientes, además de él, pertenecen a este grupo el nitrógeno y el potasio.

Los fertilizantes fosfatados (superfosfatos) se obtienen a partir de rocas y minerales tratándolos con ácidos. V últimos años los principales esfuerzos de la industria de los fertilizantes se dirigen a la producción de fertilizantes complejos y complejos. Contienen varias baterías, lo que hace que su uso sea más rentable.

Fósforo- elemento del 3er período y grupo VA Tabla periódica, número atómico 15. Fórmula electrónica del átomo [10 Ne] 3s 2 3p 3, estado de oxidación estable en compuestos + V.

Escala de oxidación de fósforo:

La electronegatividad del fósforo (2.32) es significativamente más baja que la de los no metales típicos y ligeramente más alta que la del hidrógeno. Forma varios ácidos, sales y compuestos binarios que contienen oxígeno, presenta propiedades no metálicas (ácidas). La mayoría de los fosfatos son insolubles en agua.

En naturaleza - decimotercero en términos de abundancia química, el elemento (el sexto entre los no metales), se encuentra solo en una forma químicamente ligada. Elemento vital.

La falta de fósforo en el suelo se compensa con la introducción de fertilizantes con fósforo, principalmente superfosfatos.

Modificaciones alotrópicas del fósforo.

Fósforo rojo y blanco P... Existen varias formas alotrópicas conocidas de fósforo en forma libre, las principales son fósforo blanco P 4 y fósforo rojo P n. En las ecuaciones de reacción, las formas alotrópicas se representan como P (rojo) y P (bel.).

El fósforo rojo consta de moléculas de polímero P n de diferentes longitudes. Amorfo, se transforma lentamente en fósforo blanco a temperatura ambiente. Cuando se calienta a 416 ° C, se sublima (cuando el vapor se enfría, el fósforo blanco se condensa). Insoluble en disolventes orgánicos. La actividad química es menor que la del fósforo blanco. Se enciende en el aire solo cuando se calienta.

Se utiliza como reactivo (más seguro que el fósforo blanco) en síntesis inorgánica, relleno para lámparas incandescentes, componente de una caja difusora en la fabricación de fósforos. No es venenoso.

El fósforo blanco está compuesto por moléculas de P 4. Suave como la cera (cortar con un cuchillo). Se funde y hierve sin descomponerse (punto de fusión 44,14 ° C, punto de ebullición 287,3 ° C, p 1,82 g / cm 3). Se oxida en el aire (resplandor verde en la oscuridad), con una gran masa, es posible la combustión espontánea. En condiciones especiales, se convierte en fósforo rojo. Disolvamos bien en benceno, éteres, disulfuro de carbono. No reacciona con el agua, se almacena bajo una capa de agua. Extremadamente reactivo. Muestra propiedades redox. Recupera metales preciosos a partir de soluciones de sus sales.

Se utiliza en la producción de Н 3 Р0 4 y fósforo rojo, como reactivo en síntesis orgánicas, como agente desoxidante para aleaciones y como incendiario. El fósforo ardiente debe extinguirse con arena (¡pero no con agua!). Extremadamente venenoso.

Ecuaciones de las reacciones más importantes del fósforo:

Producción de fósforo en la industria.

- reducción de fosforita con coque caliente (se añade arena para unir el calcio):

Ca 3 (PO4) 2 + 5C + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 2 R+ 5CO (1000 ° C)

El vapor de fósforo se enfría para dar fósforo blanco sólido.

El fósforo rojo se prepara a partir del fósforo blanco (ver arriba), dependiendo de las condiciones, el grado de polimerización n (P n) puede ser diferente.

Compuestos de fósforo

Fosfina RN 3... Compuesto binario, el estado de oxidación del fósforo es - III. Gas incoloro de olor desagradable. La molécula tiene la estructura de un tetraedro incompleto [: P (H) 3] (hibridación sp 3). Ligeramente soluble en agua, no reacciona con él (a diferencia del NH 3). Agente reductor fuerte, se quema en el aire, se oxida a HNO 3 (conc.). Se une a HI. Se utiliza para la síntesis de compuestos organofosforados. Muy venenoso.

Ecuaciones de las reacciones más importantes de la fosfina:

Introducir fosfina laboratorios:

CazP2 + 6HCl (dilución) = ЗСаСl + 2 RNz

Óxido de fósforo (V) P 2 O 5. Óxido de ácido... Blanco, térmicamente estable. En los estados sólido y gaseoso, el dímero P 4 O 10 tiene una estructura de cuatro tetraedros unidos por tres vértices (P - O - P). A temperaturas muy altas, se monomeriza a P 2 O 5. También hay un polímero vítreo (P 2 0 5) n. Es extremadamente higroscópico, reacciona vigorosamente con agua y álcalis. Restaurado con fósforo blanco. Elimina el agua de los ácidos que contienen oxígeno.

Se utiliza como agente deshidratante muy eficaz para secar sólidos, líquidos y mezclas de gases, reactivo en la producción de vidrios fosfatados, catalizador para la polimerización de alquenos. Venenoso.

Ecuaciones de las reacciones más importantes del óxido de fósforo +5:

Recepción: combustión de fósforo en exceso de aire seco.

Ácido fosfórico H 3 PO 4.Ácido oxo. Sustancia blanca, higroscópica, producto final de la interacción del P 2 O 5 con el agua. La molécula tiene la estructura de un tetraedro distorsionado [Р (O) (OH) 3] (sp 3 -híbridisadio), contiene enlaces σ covalentes Р - ОН y σ, enlaces π Р = O. Se funde sin descomponerse, se descompone con el calentamiento adicional. Se disuelve bien en agua (548 g / 100 g H 2 0). Ácido débil en solución, neutralizado con álcalis, no completamente con hidrato de amoniaco. Reacciona con metales típicos. Entra en reacciones de intercambio iónico.

Una reacción cualitativa es la precipitación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata (I). Se utiliza en la producción de fertilizantes minerales, para la clarificación de sacarosa, como catalizador en síntesis orgánica, como componente de recubrimientos anticorrosivos sobre hierro fundido y acero.

Ecuaciones de las reacciones más importantes del ácido fosfórico:

Obtención de ácido fosfórico en la industria:

hirviendo mineral de fosforita en ácido sulfúrico:

Ca3 (PO4) 2 + 3H2SO4 (conc.) = 2 Н3РО4+ 3CaSO4

Ortofosfato de sodio Na 3 PO 4... Oxosol. Blanco, higroscópico. Se funde sin descomposición, térmicamente estable. Disolveremos bien en el agua, se hidroliza por el anión, crea un ambiente fuertemente alcalino en la solución. Reacciona en solución con zinc y aluminio.

Entra en reacciones de intercambio iónico.

Reacción cualitativa al ion PO 4 3-

- la formación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata (I).

Se utiliza para eliminar la dureza "constante" del agua dulce, como componente de detergentes y fotodesarrolladores, como reactivo en la síntesis del caucho. Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recepción: neutralización completa de Н 3 Р0 4 con hidróxido de sodio o por reacción:

Fosfato de hidrógeno de sodio Na 2 HPO 4... Oxosal ácida. Blanco, se descompone sin fundirse con un calentamiento moderado. Disolvamos bien en agua, hidrolizados por aniones. Reacciona con Н 3 Р0 4 (conc.), Neutralizado con álcalis. Entra en reacciones de intercambio iónico.

Reacción cualitativa al ion НРО 4 2-- la formación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata (I).

Se utiliza como emulsionante para espesar la leche de vaca, componente de pasteurizadores alimentarios y fotoblanqueadores.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recepción: neutralización incompleta de Н 3 Р0 4 con hidróxido de sodio en una solución diluida:

2NaOH + Н3РО4 = Na2HPO4 + 2H2O

Dihidrogenofosfato de sodio NaH 2 PO 4... Oxosal ácida. Blanco, higroscópico. Se descompone sin fundirse con un calentamiento moderado. Disolvamos bien en agua, el anión Н 2 Р0 4 sufre una disociación reversible. Neutralizado con álcalis. Entra en reacciones de intercambio iónico.

Reacción cualitativa al ion Н 2 Р0 4 - la formación de un precipitado amarillo de ortofosfato de plata (1).

Se utiliza en la producción de vidrio, para proteger el acero y el hierro fundido de la corrosión, como ablandador de agua.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recepción: neutralización incompleta de H 3 PO 4 con sosa cáustica:

Н3РО4 (conc.) + NaOH (dilución) = NaH2PO4+ H2O

Ortofosfato de calcio Ca 3 (PO 4) 2- Oxosol. Blanco, refractario, térmicamente estable. Insoluble en agua. Se descompone con ácidos concentrados. Se recupera con coque tras la fusión. El componente principal de los minerales de fosforita (apatitas, etc.).

Se utiliza para obtener fósforo, en la producción de fertilizantes fosfatados (superfosfatos), cerámica y vidrio, polvo precipitado, como componente de pastas dentales y estabilizador de polímeros.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Fertilizantes fosfatados

Una mezcla de Ca (H 2 P0 4) 2 y CaS0 4 se llama superfosfato simple, Ca (H 2 P0 4) 2 con una mezcla de CaHP0 4 - superfosfato doble, son fácilmente absorbidos por las plantas cuando se alimentan.

Los fertilizantes más valiosos son amofos(contienen nitrógeno y fósforo) son una mezcla de sales ácidas de amonio NH 4 H 2 PO 4 y (NH 4) 2 HPO 4.

Cloruro de fósforo (V) PCI5... Conexión binaria. Blanco, volátil, térmicamente inestable. La molécula tiene una estructura bipirámide trigonal (hibridación sp 3 d). En estado sólido, el dímero P 2 Cl 10 con la estructura iónica РСl 4 + [РСl 6] -. "Fuma" en aire húmedo. Muy reactivo, completamente hidrolizado con agua, reacciona con los álcalis. Restaurado con fósforo blanco. Se utiliza como agente de cloro en síntesis orgánica. Venenoso.

Ecuaciones de las reacciones más importantes:

Recepción: cloración del fósforo.